分析化学第04章酸碱滴定.pptVIP

酸碱滴定 例: HF在水中的离解反应 半反应: HF F- + H+ 半反应: H+ + H2O H3O+ 总反应: HF + H2O F- + H3O+ 简写: HF F- + H+ 2、酸碱平衡常数 H2O + H2O H3O+ + OH- (25℃) 多元酸碱的解离平衡常数 pKb1 + pKa3 = 14.00 pKb2 + pKa2 = 14.00 pKb3 + pKa1= 14.00 分布系数 1、一元弱酸的分布系数 一、滴定曲线 (1) 强碱滴定强酸  基本反应: H+ + OH- = H2O ★ 滴定开始前 (2) 强碱滴定弱酸基本反应: HAc + OH _ = H2O + Ac_ ★ 计量点后 滴定开始至计量点前 例：NaOH滴定H3PO4 H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43- 以HCl滴定Na2CO3为例: 二、终点判断方法——指示剂 1、指示剂的基本原理 指示剂组成：有机弱酸、弱碱或两性物质 作用原理：指示剂在溶液中存在离解平 衡，溶液pH变，指示剂结构变，颜色变。 2、指示剂的变色范围 变色范围 [H+]=Ka×[HIn]/[In-] pH=pKa-lg[HIn]/[In-] 二、终点判断方法——指示剂 4、指示剂的选择 3）有机含氮化合物中氮的测定 ——克氏(Kjeldahl)定氮法 一般原则：指示剂的变色范围全部或部分处于pH突跃范围内 突跃 化学计量点 指示剂 NaOH滴定HCl NaOH滴定HAc NaOH滴定H3PO4 HCl滴定Na2CO3 4.3~9.7 7.7~9.7 7 8.7 4.68, 9.76 8.34, 3.88 甲基橙~ 酚酞~ 溴甲酚绿 酚酞 酚酞 甲基橙 二、终点判断方法——指示剂 利用颜色的互补作用，使颜色变化敏锐 甲基红 pH 4.4（红） 5.0（橙） 6.2（黄） 混合指示剂 酸色 中间色 碱色 pH 4.0（黄） 4.9（绿） 5.6（蓝） 溴甲酚绿 pH 4.0（橙） 5.1（灰） 6.2（绿） 混合 如： 二、终点判断方法——指示剂 三、酸碱滴定的应用 1、直接滴定法 凡能满足滴定条件的酸碱均可用该法 设计滴定方案思路: 1、能否滴定 cK≥10-9 K1/K2≥104 2、确定标准溶液 3、化学计量pH 4、选择指示剂 H3BO3的Ka=5.8×10-10, 甘油硼酸Ka≈10-6。 2、硼酸的滴定——间接滴定法 间接法 被测物 + 试剂 产物 (满足cK≥10-8) 甘油硼酸 甘油 三、酸碱滴定的应用 PP 指示剂 弱酸强化 3、铵盐和有机氮的测定 三、酸碱滴定的应用 1）蒸馏法 NH4+ －→NH3↑ NaOH Δ NH4+ ＋H2BO3- NH4+ + HCl （过量） HCl H3BO3 ① 标准HCl （定量） ② ① ② NaOH NH4+：NaOH＝1：1 4个NH4+生成4个可与碱作用的H+ 4NH4+ + 6HCHO ＝ (CH2)6N4H+ + 3H+ + 6H2O 2）甲醛法 三、酸碱滴定的应用 氨基酸、蛋白质、生物碱中的氮常用克氏法测定。 三、酸碱滴定的应用 未知物 V1 V2 HCl 酚酞 HCl 甲基橙 酚酞 甲基橙 4、混合碱样品中组分及含量的确定 （Na2CO3、NaHCO3、NaOH的两两混合物） V1=0 V2=0 V1=V2 V1V2 V1V2 Na2CO3+NaHCO3 NaHCO3 NaOH Na2CO3 Na2CO3+NaOH 三、酸碱滴定的应用 由VHCl用量分析得混合碱组成为Na2CO3和NaOH 四、定量计算示例